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Equilibrio de Complejos

Equilibrio de Complejos. Catión solvatado, r eacción de sustitución del solvente por Ligando, M(H 2 0) n + L <==> ML(H 2 O) n-1 + H2O k 1 ML(H20) n-1 + L <==> ML 2 (H2O) n-2 + H2O k 2 ML2(H2O) n-2 + L <==> ML 3 (H2O) n-3 + H2O k 3

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Equilibrio de Complejos

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  1. Equilibrio de Complejos Catión solvatado, reacción de sustitución del solvente por Ligando, M(H20)n + L <==> ML(H2O)n-1 + H2O k1 ML(H20)n-1 + L <==> ML2(H2O)n-2 + H2O k2 ML2(H2O)n-2+ L <==> ML3(H2O)n-3 + H2O k3 M(H20)n+ n L<==> MLn + n H2O Kn = k1 . k2 . k3.......kn "Cualquier especie formada por la asociación de dos o más entes químicos que puede existir libremente en solución." Símil a una reacción ácido-base de Lewis

  2. N es el Nº coordinación máximo de L Función de :a) nº y disposición espacial orbitales desocupados del iónb) tamaño de Metal (M) y Ligando (L). Factores que influyen en la coordinación : a)acidez del catióncon  relación carga/radio (e/r) o densidad de carga ( e) b)basicidad del ligandocon  electronegatividad c)configuración espacial del complejo iones pequeños :  electropositividad > afinidad con L pequeños; F>> Cl > Br > I iones  electronegativos (por ej. Hg+2), afinidad es a la inversa En el estudio de los complejos se debe analizar la pareja M - L Considerar deformabilidad del cation central y polarizabilidad del ligando

  3. L duros electrone(-) (orbitales de alta E vacíos), difíciles de oxidar, dadores de electrones, baja polarizabilidad, ej. F-L blandos a la inversa de lo anterior, ej. CN- iones (M) blandose/r baja iones (M) durose/r alta, electrones externos fácil de excitar Mejor relación para la formación de complejos es: M duro- L duro o M blando- L blando • Dos Conceptos: • Estabilidad: tiene relación con la Ea , cambio de E libre • estabilidad  con el  de la entropía. (aumento de desorden del sistema) • b) Reactividad: se relaciona con la VR de la sustitución de un L por otro • Se clasifican en lábil e inerte (Clasificación de Taube) • Ejemplos Cu(H3N)4++ , es lábil y además es estable. • Fe(CN)6-3 , es inerte e inestable • Los complejos (generalmente de Cr3+y Co3+ ) lo son

  4. Equilibios de formación: Estudio se hace sobre complejos lábiles y mononucleares M(H20)n + L <==> ML(H2O)n-1 + H2O k1ML(H20)n-1 + L <==> ML2(H2O)n-2 + H2O k2 ML2(H2O)n-2+ L <==> ML3(H2O)n-3 + H2O k3ML (n-1) (H20)+ L<==> MLn + H2O k n ( k Constante parcial de cada etapa); ( Constante total) = [MLn]/[M].[L]n  = k1. k2. k3...... kn

  5. Constantes condicionales o de Ringbona = fact. .[ ] fact depende de  (entre 0,1 y 0,5 varía poco )K' = [MLn]'/ [M]'.[L]n ' [M]’ = [M] más todos los compuestos con M no unido al L principal [L]’= [L] más todas las especies con L no unido al M principal Ejemplo : [Y]’ = [Y4-] + [YH3-] +[YH22-]..........+[YZ] [L]’ > o = que [L] Función de formación: n = CL-[L]/CM Es el número promedio de grupos coordinados unidos por ión metálico presente para una dada concentración de L para complejos mononucleares, depende sólo de L (pared mononuclear), complejos polinucleares depende de CL y CM

  6. Acidez de catión: [Fe(SCN)5] = + 3 (OH)- <====> Fe(OH)3 + 5 SCN- Kt = Ki/P Ki = 4x10-7 KPS = 10-38 Kt = 1031 Competencia de Equilibrio Basicidad del Ligando: [Ag(NH3)2]+ + 2 H30+ <======> Ag+ + 2 (NH4)+ Kt = Ki /(Ka2)2 Ki = 4x10-8Ka = 5,5 x 10-10 Kt = 1,3 x 1011 Formación de complejo más estable: [Ag(NH3)2]+ + 2 CN- <=====> [Ag(CN)2 ]- + 2 NH3 Kt = Ki[Ag(NH3)2]+/Ki[Ag(CN)2 ]- Ki [Ag(NH3)2]+ = 4x10-8 Ki [Ag(CN)2 ]- = 10-20 Kt = 4 x 1012 [Ni(CN)4]= + 2 Ag+ <====> 2 [Ag(NH3)2]+ + Ni2+

  7. EnmascaramientoOcurre cuando a una sustancia se le disminuye su concentración, de manera de impedir el producto de una reacción en forma apreciable Ejemplos a) Titulación de Pb++ en presencia de Ni++ con EDTA Se agrega CN- para complejar el Ni++ β[Ni(CN)4]= = 1030 ; β NiY= = 1018,6 ; β PbY= = 1018,3 b) Titulación de Ca++ en presencia de Mg++con EDTA pH = 12 ppta Mg(OH)2 y queda Ca++ en solución [M]e < [M]L [M]e concentración que deja libre el enmascarante [M]L concentración mínima límite para que la reacción sea apreciable Grado de enmascaramiento ºE = [Ag]L / [Ag]e debe ser > 1 KPS AgCl = 1,8 x 10-10 ==> condición de no precipitación Q < P Ejemplo: como enmascarar la precipitación de AgCl con NH3 Ki Ag(NH3)2+ = 6,3 x 10-8 ; [Cl] = 1,8 M; [Ag+] = 0,1 M Concentración de NH3 necesaria para enmascarar la precipitación 8 M

  8. a) Identificación de Ni con DMG aumento sensibilidad  complejo rojo b) Separaciones analíticas Al+++ y Fe+++ ; Con (OH)- [Al(OH)4]- soluble; Fe(OH)3 precipitado Cd++, Cu++, Co++ Con CN- complejos de CN- luego + S= precipita CdS color amarillo Aplicaciones Analíticas de los complejos c) Titulación de Pb++ en presencia de Ni++ con EDTA Aumento selectividad enmascarando Ni++ con CN- d) Disolución de metales Au3+ + HNO3 + 4 HCl ==> AuCl4- + NO + H3O+ e) Estabilización o modificación de potenciales de oxidación Ecuación de Nerst relación [Oxidado]/[Reducido] f) Titulaciones g) Buffer ión metálico pM = pKest + log [ML]/[L] Se utiliza en medios biológicos donde si los iones metálicos sufren pequeñas alteraciones pueden perjudicar los procesos metabólicos inclusive llevar a la muerte Bibliografía Burriel Marti(Cualitativa) Kolthoff-Sandell 5º Ed. (Cuantitativa) Enciclopedia Kolthoff Qca. Analítica. Caps. 8 y 14 Underwood Equilibrios Químicos

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